Энергия Гиббса и ее изменение в ходе химических реакций

С точки зрения термодинамики в химических процессах появляются две тенденции:

· стремление к образованию связей между частицами, к возникновению более сложных агрегатов, сопровождающееся понижением энергии системы, снижением энтальпии;

· стремление к беспорядочному расположению частиц, их разъединению, характеризуемое увеличением энтропии.

Каждая их этих противоположных тенденций, количественно выражаемая значениями ΔH и ΔS, зависит от природы веществ и условий протекания процесса (температура, давление, соотношение между реагентами и др.).

В условиях постоянных давления и температуры, функцией, сопоставляющей эти тенденции, является энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал, измеряется в кДж/моль:

.

· Стандартное изменение энергии Гиббса химической реакции равно разности между суммами изменения энергии Гиббса образования продуктов и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

DG⁰ простых веществ равно нулю.

Изменение энергии Гиббса характеризует возможность и направление самопроизвольного протекания процессов:

· > 0 – реакция может самопроизвольно протекать в обратном направлении;

· < 0 – реакция может самопроизвольно протекать в прямом направлении;

· = 0 – система находится в состоянии равновесия.

Если пренебречь зависимостями DН и DS от температуры и считать их постоянными, можно рассчитать  при нестандартной температуре.       Исходя из этого можно рассчитать температуру, при которой устанавливается состояние равновесия:

Если в ходе расчетов значение температуры установления состояния равновесия имеет отрицательное значение (по шкале Кельвина), можно сделать вывод, что состояние равновесия в системе недостижимо, реакция во всем температурном интервале может самопроизвольно протекать либо в прямом, либо в обратном направлении.

Проанализируем зависимость . Если пренебречь зависимостями величин D H и D S от температуры, то  является уравнением прямой. Возможны четыре варианта расположения прямой по отношению к осям координат в зависимости от знаков D H и D S (рис. 1).

Рис. 1. График зависимости  от температуры

1. D H < 0, D S < 0. Прямые реакции термодинамически возможны (D G _Х.Р < 0) при температурах до Т^/, при температурах свыше Т^/ (D G _Х.Р > 0) возможны обратные реакции.

2. D H > 0, D S > 0. Прямые реакции термодинамически возможны (D G _Х.Р < 0) при температурах свыше Т^/, при температурах до Т^/ возможны обратные реакции.

3. D H > 0, D S < 0. Во всем диапазоне температур значение D G _Х.Р > 0, т.е. прямые реакции термодинамически невозможны при любых температурах.

4. D H < 0, D S > 0. Во всем диапазоне температур значение D G _Х.Р < 0, т.е. прямые реакции термодинамически возможны при любых температурах.